EL ENLACE EN LAS MOLÉCULAS

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2 El enlace en las moléculas
2.1 La formación de pares iónicos
2.2 El enlace covalente: el enlace del par de electrones
2.3 Parámetros de los enlaces covalentes
2.4 La teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (VSEPR)
2.5 El carácter iónico de los enlaces covalentes y el carácter covalente de los enlaces iónicos
2.6 Las moléculas polares
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Las fuerzas de atracción que unen a los átomos en los compuestos, se llaman enlaces químicos. En los
temas 2 y 3 estudiaremos los enlaces que se forman entre un limitado número de átomos en una
molécula. Al acercarse dos átomos, sus electrones se redistribuyen minimizando el potencial en la nueva
situación: los átomos se enlazan si la energía alcanzada es inferior a la que tenían por separado. Los dos
modelos extremos de redistribución de electrones son el iónico y el covalente, pero la mayoría de enlaces
se describen mejor considerando una mezcla de ambos.
2.1 La formación de pares iónicos
El enlace iónico se estabiliza por la atracción entre las cargas opuestas de cationes y aniones. Ningún
enlace es puramente iónico. En los compuestos iónicos (aquellos formados por enlaces principalmente
iónicos) cada ion tiende a rodearse del mayor número posible de iones de carga contraria, resultando que,
en condiciones normales, son sólidos con cationes y aniones alternándose en una red tridimensional.
Estos sólidos serán tratados en el tema 4. Aquí estudiaremos el enlace iónico mediante pares iónicos, un
modelo simple, aunque ficticio, formado por atracción entre un catión y un anión.
La formación de un enlace iónico es favorable si la energía necesaria para ionizar los átomos es
compensada por la energía liberada por las atracciones electrostáticas entre catión y anión (figura 2.1), lo
que es más fácil cuando reaccionan átomos de bajas energías de ionización con átomos de altas
afinidades electrónicas.
Figura 2.1. Balance energético para la formación de un mol de
K+(g) + Cl –(g) pares iónicos de K+Cl –(g). La entalpía del proceso directo (flecha
rellena) es igual a la suma de las entalpías de los procesos ① y ➁
(flechas huecas):
69 kJ/mol ①
① Formación de iones gaseosos a partir de los átomos gaseosos
K(g) + Cl( g) ➁ Formación de los pares iónicos a partir de los iones
La entalpía ① se calcula a partir de las entalpías de ionización (∆HI)
➁ –443 kJ/mol y de afinidad electrónica (∆HEA). La energía ➁ ha sido estimada
mediante la ecuación derivada de la ley de Coulomb:
–374 kJ/mol z+, z–= Cargas iónicas (catión, anión)
NAz+ez–e e = unidad elemental de carga = 1,602 10–19 C
E= 1
4πε0 d d = distancia entre catión y anión
K+Cl –(g)
ε0 = 8,854 10–12 C2 m–1 J–1
tomando una distancia entre catión y anión de 3,14 Å, igual a la
① ∆HI(K)+ ∆HEA(Cl) = 418 + (–349) = 69 kJ/mol suma de los radios iónicos de K+ y Cl–.

Carga iónica. ¿Por qué el potasio forma cationes monopositivos K+ mientras que el magnesio los forma
dipositivos Mg2+ ? La formación de un dicatión M2+ frente a un monocatión M+ supone invertir energía
en arrancar un segundo electrón, pero también una mayor atracción electrostática con el anión. Formar
K2+ supone arrancar un electrón de una configuración de gas noble y es demasiado desfavorable (figura
2.2). En el caso del magnesio, la formación del dicatión es favorable ya que la mayor atracción
electrostática compensa la energía invertida en arrancar el segundo electrón(figura 2.3).
Habitualmente, los elementos de los grupos principales adquieren una carga iónica correspondiente
a una configuración de gas noble (o de pseudogas noble). Esta regla no es de aplicación general, sobre

Universidad de Alcalá Tema 2: El enlace en las moléculas | 37

todo en el caso de los metales de transición que pueden perder un número variable de electrones d.
K2+(g) + 2Cl –(g)

–4 × 443 = Figura 2.2. Balance energético para la formación de un mol de
➁
–1772 kJ/mol pares iónicos de K2+ (Cl– )2 (g).
2790 kJ/mol ① ① La ionización del potasio requiere ahora 3070 kJ/mol
suplementarios (segunda energía de ionización del potasio). Esta
K2+(Cl –) 2(g)
energía es muy elevada porque supone arrancar un electrón de
una configuración de gas noble.
+1018 kJ/mol ➁ La energía de atracción electrostática para K+ (Cl– )2 es cuatro
veces superior que para K+Cl– , pues el catión tiene doble carga y
K(g) + 2Cl( g) atrae a dos aniones (para simplificar se ha supuesto que la
distancia catión–anión es igual en ambos casos).
① ∆HI1(K)+ ∆HI2(K)+ 2 × ∆HEA(Cl) = Como resultado, la formación de K+(Cl–) 2(g) es desfavorable.
418 + 3070 + 2 × (–349) = 3488 kJ/mol
Mg2+ (g) + 2Cl –(g)

1488 kJ/mol ①
Mg+ (g) + Cl –(g)
387 kJ/mol ① –4 × 565 =
➁ –565 kJ/mol Mg(g) + 2Cl( g) ➁
Mg(g) + Cl( g) –2260 kJ/mol
–178 kJ/mol Mg+ Cl –(g)
–772 kJ/mol
① ∆HI1(Mg)+ ∆HEA(Cl) =
736 + (–349) = 387 kJ/mol Mg2+ (Cl –) 2(g)

① ∆HI1(Mg)+ ∆HI2(Mg)+ 2 × ∆HEA(Cl) =
736 + 1450 + 2 × (–349) = 1488 kJ/mol
Figura 2.3. Balance energético para la formación de un mol de pares iónicos de (a) Mg+ Cl– (g) y (b) Mg2+ (Cl–)2 (g). La
formación de esta segunda especie es más favorable ya que la segunda entalpía de ionización del magnesio (1450 kJ/mol) es
compensada por el aumento en la energía de atracción electrostática ➁.

2.2 El enlace covalente: el enlace del par de electrones
Compartimiento de electrones. El modelo iónico no puede explicar la formación de muchos enlaces. Por
ejemplo, no justifica la estabilidad de los enlaces de elementos centrados en la tabla periódica (figura
2.4), ni la existencia de compuestos formados no por partículas iónicas sino por partículas neutras
llamadas moléculas. El compartimiento de electrones es un modelo alternativo a la formación de iones.
P + (g) + Cl –(g)

711 kJ/mol ① ➁ –420 kJ/mol
P + Cl –(g) Figura 2.4. La estabilidad de un enlace P–Cl no puede ser
justificada mediante un modelo iónico. El alto potencial de
+291 kJ/mol ionización del fósforo (1060 kJ/mol) no es compensado por la
P( g) + Cl( g) atracción entre iones, resultando en un proceso de formación
endotérmico (+291 kJ/mol).
① ∆HI(P)+ ∆HEA(Cl) = 1060 + (–349) = 711 kJ/mol

Teoría de Lewis. En 1916, Lewis propuso que la formación de un enlace covalente se produce por
compartimiento de dos electrones. El descubrimiento posterior del principio de Pauli justifica que los
electrones se compartan por pares. Dos átomos pueden formar un enlace simple, compartiendo un sólo
par de electrones, o enlaces múltiples (doble, triple, etc.), compartiendo dos o más pares. El número de
pares electrónicos compartidos se llama orden o multiplicidad de enlace. Las estructuras de Lewis son
representaciones en las que se indica, mediante puntos y guiones, la distribución de los electrones de

38 | Enlace químico y estructura de la materia Licenciatura en Química

valencia en pares solitarios y pares de enlace entre los átomos que constituyen un compuesto.
Más información en la página Web http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/EQEM.

Regla del octeto. “Cuando los átomos reaccionan, tienden a conseguir una esfera externa de ocho
electrones.” Esta es una regla empírica que encuentra su justificación en la tendencia a la ocupación que
tienen los orbitales ns y np (4 orbitales, 8 electrones). Sin embargo, no es una regla universal, existiendo
varios tipos de excepciones a la regla del octeto:
• Compuestos de octeto expandido, como el PCl5, donde el fósforo se supone rodeado de 10 electrones.
Se observan octetos expandidos para elementos del 3º período y siguientes, lo que se suele justificar
por la existencia en la capa de valencia de también orbitales nd, aunque este argumento es dudoso.
• Compuestos con octeto incompleto, como el BF3 donde el boro se supone rodeado de 6 electrones.
Aún así, las propiedades del BF3 vienen influenciadas por su tendencia a completar el octeto.
• Moléculas con número impar de electrones (radicales), como el NO. Los radicales de los grupos prin-
cipales son raramente estables debido a la tendencia a aparear los electrones y obtener el octeto, por
ejemplo, enlazándose entre sí. Sin embargo, existen algunas excepciones como el NO.
• Metales de transición, para los que tenemos disponibles 9 orbitales, uno ns, tres np y cinco (n–1)d.
Podría pensarse en una elevada tendencia de los metales de transición a completar 18 electrones, pero
los orbitales d, que pertenecen a una capa anterior, son menos reactivos que los s y p y tienen menor
tendencia a ser ocupados. Aunque para estos elementos existe la regla de los 18 electrones, su cumpli-
miento es muy limitado y el número de electrones es muy variable entre 8 y 18, incluyendo números
impares ya que, por la misma razón, los radicales estables en compuestos de transición no son nada
raros. Dadas las diferencias existentes entre grupos principales y de transición, en el estudio del enlace
químico, dejaremos un tanto de lado los compuestos de estos últimos.
Carga formal. La carga formal de un átomo en una molécula se asigna asumiendo que cada átomo ve
compensada su carga nuclear por uno de los electrones de cada uno de sus pares de enlace (de acuerdo
con un igual compartimiento) y por los dos electrones de cada uno de sus pares solitarios (que sólo le
pertenecen a él). La experiencia indica que las estructuras de Lewis más estables son normalmente:
• las que poseen cargas formales más pequeñas, y
• colocan las cargas negativas preferentemente sobre los átomos más electronegativos.
De acuerdo a este criterio, la estructura de Lewis más adecuada para el trifluoruro de boro es la A:
Cargas formales F F
nulas para todos B F B F
los átomos
F F
(A) (B)
El criterio de las cargas formales, junto a la regla del octeto, permite estimar cuál o cuáles son las
estructuras de Lewis más razonables para una molécula determinada. En ocasiones, como es el caso del
BF3, cada criterio predice, para una misma molécula, una estructura diferente. No siempre es fácil señalar
cuál es la más adecuada, aunque algunas ideas se dan a continuación.
Cómo escribir una estructura de Lewis. Se pueden seguir los siguientes pasos:
1 Cuenta el número total de electrones de valencia, considerando la carga iónica.
2 Escribe el esqueleto de la estructura, uniendo los elementos por enlaces simples. Por supuesto, es
necesario conocer con anterioridad la forma en la que están unidos los átomos.
Opción A (regla del octeto).
3 Añade a los enlaces simples el número de enlaces múltiples necesario para poder cumplir la regla del
octeto. El número total de enlaces necesarios es igual a (número de átomos × 8 (ó ×2) – número de


electrones)/2. Sólo suelen darse enlaces múltiples cuando al menos uno de los dos átomos es cabecera
de grupo (fundamentalmente C, N y O), o es azufre.
4 Completa el octeto alrededor de cada átomo colocando el número de pares libres necesario.
Finalmente, comprueba que el número de electrones colocados es el calculado en el punto 1.
Opción B (criterio de las cargas formales).
3 Une cada átomo terminal con el central con el número de enlaces adecuado para que su carga formal
sea la más adecuada. Ten en cuenta que los átomos terminales siempre cumplen la regla del octeto.
4 Completa el átomo central con el número de electrones adecuado.
Algunas ideas para elegir en cada caso el criterio más adecuado:
• Los elementos del 2º periodo no sobrepasan el octeto.
• Para C,N y O como átomos centrales, intentar hacer cumplir siempre la regla del octeto.
• Para los elementos del 3º periodo y siguientes como átomos centrales, aplicar preferentemente la regla
de las cargas formales.
Resonancia. A veces las propiedades de una molécula se interpretan mejor suponiendo que su
distribución electrónica es intermedia entre varias estructuras de Lewis. El caso más evidente es cuando
tenemos dos estructuras idénticas en energía:
– –
O N O O N O

Los experimentos muestran que la estructura real es una media de las dos estructuras de Lewis (así, por
ejemplo, los dos enlaces N–O son idénticos). A esta media se le llama resonancia y a la estructura
resultante de la media se le llama híbrido de resonancia. Las estructuras de resonancia sólo se diferen-
cian en la asignación de la posición de los pares electrónicos, nunca en las posiciones de los átomos.
El híbrido de resonancia tiene una energía menor que cada una de las formas resonantes. Esta
diferencia de energía recibe el nombre de energía de resonancia.
Resonancia entre formas de diferente energía. En el caso de resonancia descrito anteriormente, las dos
estructuras propuestas son de idéntica energía y ambas participan por igual en la descripción del híbrido.
A veces, interesa describir una molécula como un híbrido de resonancia de estructuras diferentes:
O S O O S O O S O

La primera estructura cumple con el criterio de las cargas formales, mientras que la segunda y tercera
cumplen la regla del octeto. La estructura real será una mezcla de las señaladas y se parecerá más a la
estructura de menor energía (que a priori no sabemos cuál es). Eso se expresa diciendo que la estructura
de más baja energía tiene más peso en la descripción del híbrido de resonancia.
El enlace covalente coordinado. A veces, en la formación (real o conceptual) de un enlace, el par
electrónico es aportado enteramente por uno de los átomos. Tal enlace se llama coordinado. Hay que
señalar que el origen de los electrones de enlace no implica por sí mismo nada sobre el carácter del
enlace formado.
2.3 Parámetros de los enlaces covalentes
Se llaman parámetros de enlace a aquellas propiedades características de los enlaces que dependen de los
átomos específicos que se enlazan pero que varían poco de compuesto a compuesto.
Longitud de enlace. La longitud de un enlace covalente puede ser estimada aproximadamente mediante
la suma de los radios covalentes: rc(C) = 0,77 Å, rc(H) = 0,37 Å ⇒ d(C-H) ≈ 1,14 Å. Este valor de dis-
tancia C–H es prácticamente independiente del compuesto considerado. Sin embargo, la longitud de un
enlace disminuye al aumentar el orden de enlace, lo que se utiliza como criterio para estimar la


multiplicidad del enlace (tabla 2.1).
Tabla 2.1. Longitudes medias de enlaces simples y múltiples en ångströms (1 Å = 10–10 m)
H–H 0,74 F–F 1,28 Cl–Cl 2,00 Br–Br 2,28 I–I 2,66
H–F 0,92 H–Cl 1,27 H–Br 1,42 H–I 1,61 O–H 0,94 N–H 0,98 C–H 1,10
O–O 1,32 N–N 1,40 C–C 1,54 N–O 1,36 C–O 1,43 C–N 1,47
C=C 1,34 N=O 1,15 C=O 1,22 C=N 1,27
≡
C≡ C 1,21 ≡
N≡ O 1,08 ≡
C≡O 1,13 ≡
C≡ N 1,15

Entalpía de enlace. La entalpía de enlace (∆HE) es la puesta en juego en el proceso de ruptura de enlaces
en el estado gaseoso. Así, la entalpía de enlace para el hidrógeno es la correspondiente al proceso
H2(g) → 2H(g). La entalpía de un enlace aumenta al aumentar la multiplicidad del enlace (tabla 2.2).
Tabla 2.2. Entalpías medias de enlace en kilojulios por mol
H–H 436 F–F 158 Cl–Cl 242 Br–Br 193 I–I 151
H–F 565 H–Cl 431 H–Br 366 H–I 299 O–H 463 N–H 388 C–H 412
O–O 157 N–N 163 C–C 348 N–O 200 C–O 360 C–N 305
O=O 496 N=N 409 C=C 612 N=O 600 C=O 743 C=N 615
≡
N≡N 944 ≡
C≡ C 837 ≡
C≡O 1070 ≡
C≡ N 891

2.4 La teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (VSEPR)
A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional. La forma de una molécula explica una
parte esencial de sus propiedades. La teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de
valencia (VSEPR) hace una simple adición a las ideas de Lewis que permite prever la forma de una
molécula dada: “Los pares electrónicos se repelen unos a otros, por lo que se sitúan lo más alejados
posible entre sí”.
Moléculas sin pares solitarios. La VSEPR predice las siguientes formas de moléculas:
Molécula Estructura de Lewis Pares electrónicos Geometría molecular
BeCl 2 Cl Be Cl 2 Cl Be Cl lineal
F F
BF3 120°
3 triangular plana
B
F B F F
F
H H
109,5°
CH4 H C H 4 C tetraédrica
H H
H H
Cl
Cl
Cl 90°
Cl
PCl 5 Cl P 5 Cl P bipirámide trigonal
Cl 120° Cl
Cl
Cl

F
F F 90°
F F
SF6 F S F 6 S octaédrica
F F
F F
F

Moléculas con pares solitarios. Para los pares solitarios se sigue el mismo esquema que para los pares de
enlace. Ahora bien, la forma de una molécula viene dada por la disposición de los átomos alrededor del


átomo central, por lo que los pares solitarios son, desde ese punto de vista, transparentes. Por otra parte,
los pares solitarios ocupan un espacio mayor y más cercano al átomo que los pares de enlace, pues
mientras aquellos son son atraídos por un único núcleo éstos lo son por dos. Para disminuir las
repulsiones, los ángulos tienen que ser mayores alrededor de los pares solitarios y decrecer en el orden
(PS,PS) > (PS,PE) > (PE,PE) [PE = par de enlace, PS = par solitario]. En una molécula con pares
solitarios de geometría electrónica tetraédrica, los ángulos no son iguales a 109,5°, sino que son mayores
en torno a los pares solitarios y, por tanto, menores entre pares de enlace. Así, el ángulo H–N–H es de
107° en NH3 y el H–O–H es de 105° en H2O.

Mol. Est. de Lewis PE PS P Geometría electrónica Geometría Molecular

SnCl 2 Cl Sn Cl 2 1 3 triangular plana Sn angular
Cl Cl
<120°

H
NH3 3 1 4 tetraédrica N pirámide trigonal
H N H H H
<109,5° H

H2 O H O H 2 2 4 tetraédrica O angular
H
<109,5° H
F
F S F bipirámide tetraedro
SF4 4 1 5 F
trigonal S deformado
F F o balancín
F
F
F
F Cl F bipirámide
ClF3 3 2 5 F Cl forma de T
F trigonal

F
I –
– – bipirámide
I3 I I I 2 3 5 I lineal
trigonal

I
F
F
BrF5 F Br F 5 1 6 F F pirámide
octaédrica Br cuadrada
F F F
F

F Xe F F F
XeF 4 4 2 6 octaédrica Xe plano-cuadrada
F F F F

En una bipirámide trigonal, los tres vértices situados en el plano ecuatorial no son equivalentes con los


dos situados en los ápices. Un vértice ecuatorial tiene como vecinos más próximos dos ecuatoriales a
120° y dos axiales a 90°, mientras que uno apical tiene tres vecinos próximos a 90°. Al haber más espacio
en las posiciones ecuatoriales, los pares solitarios ocupan preferentemente estas posiciones. Por la misma
razón, en un octaedro dos pares solitarios se colocan en posiciones opuestas.
Moléculas con sustituyentes de distinta electronegatividad Un sustituyente electronegativo retira
densidad electrónica del átomo central de forma que el par de enlace ocupa más espacio en torno al
átomo sustituyente que en torno al central. Cuanto más electronegativo sea el sustituyente, menor es el
espacio que ocupa el par electrónico en el átomo central y, en consecuencia, los ángulos entre enlaces a
átomos muy electronegativos son menores que a átomos menos electronegativos. Por ejemplo, el ángulo
X–P–X es de 97,8˚ en PF3, 100,3˚ en PCl 3 y 101,0˚ en PBr3 .
Moléculas con enlaces múltiples. En un enlace doble o triple, los dos o tres pares de enlace se encuen-
tran en el espacio situado entre los dos átomos que enlazan. Una forma conveniente de abordar un enlace
múltiple es considerar que ocupa una única zona del espacio y tratarlo como uno sencillo. Ahora bien, un
enlace múltiple ocupa más espacio y, tal como pasa con los pares solitarios, los ángulos de enlace en su
torno son mayores y ocupan preferentemente las posiciones ecuatoriales de las bipirámides trigonales.

Molécula Estructura de Lewis Enlaces PS Geometría molecular
CO2 O C O 2 0 O C O lineal
H H H H
C2H4 C C 3 0 ≈120° C C triangular plana
H H H H

F F
F F bipirámide
SOF4 S O 5 0 S O trigonal
F F
F F
F
F O balancín
XeO2F2 Xe O 4 1 Xe
F O
O F

2.5 El carácter iónico de los enlaces covalentes y el carácter covalente de los enlaces iónicos
La mayor parte de los enlaces no son ni puramente iónicos ni puramente covalentes. La ionicidad de un
enlace covalente lo relacionamos con el concepto de electronegatividad, mientras que el carácter
covalente de un enlace iónico nos lleva al concepto de polarización.
Electronegatividad. Los enlaces de moléculas homodiatómicas como H2 son covalentes puros. En una
molécula heterodiatómica como el HF, el par de enlace está más localizado sobre el flúor, produciendo
una carga parcial positiva sobre el hidrógeno, y una negativa sobre el flúor. Un enlace de este tipo se
llama polar, ya que presenta un momento dipolar eléctrico. La capacidad de cada átomo de atraer los
electrones del enlace covalente determina la distribución de cargas y se llama electronegatividad. A
continuación se describen algunos de los métodos desarrollados para cuantificar la electronegatividad.
Escala de Pauling. Esta escala se basa en analizar el carácter iónico de un enlace covalente en términos
de resonancia y en suponer que la entalpía de resonancia iónica (figura 2.5) es una medida de la
participación iónica en el enlace y, por tanto, de la diferencia de electronegatividad entre los átomos.


.. .. – +
F H .. H
F

..

..
..
..
H(g) + F(g) Figura 2.5. Entalpía de resonancia iónica.
① Formación de un enlace covalente puro HF a partir de los átomos gaseosos.
258 kJ/mol ① Esta entalpía no puede obtenerse experimentalmente y se estima suponiendo
que es la media geométrica de las entalpías de enlace de sus átomos:
H—F ➁ 565 kJ/mol
∆HE(F–H, estimada) = ∆HE(H–H)×∆HE(F–F) = 153×436 = 258 kJ/mol
cov. pura
➁ Formación de un enlace "real" a partir de los átomos gaseosos. Esta es la
307 kJ/mol ➂ entalpía de enlace obtenida experimentalmente.
HF(g) Molécula real ➂ La diferencia entre ambas energías se debe a la participación de la estructura
F—H ↔ F– H+ iónica en el enlace real, por lo que se llama entalpía de resonancia iónica.

Pauling definió su escala de forma que la diferencia de electronegatividad se obtiene según la ecuación
1 1
χF – χH = 10 ∆H (resonancia iónica, en kJ/mol) = 10 307 = 1,9
fijando arbitrariamente χ H = 2,1, por lo que χF = 4,0 (figura 2.6).
Los enlaces con una diferencia de electronegatividad menor de 1 se pueden considerar covalentes,
mientras que los enlaces con una diferencia mayor de 2 se pueden considerar iónicos (figura 2.7).
1 < 1,0 2,0–2,4 18
H He
2 1,0–1,4 2,5–2,9 13 14 15 16 17
2,1
Li Be 1,5–1,9 3,0–4,0 B C N O F Ne
1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 Figura 2.6. Valores de
Na Mg Al Si P S Cl Ar electronegatividad de los
3
1,0 1,2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr elementos, salvo gases nobles, en la
0,9 1,0 1,3 1,4 1,5 1,6 1,6 1,7 1,7 1,8 1,8 1,6 1,7 1,9 2,1 2,4 2,8 escala de Pauling, ordenados según
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
0,9 1,0 1,2 1,3 1,5 1,6 1,7 1,8 1,8 1,8 1,6 1,6 1,6 1,8 1,9 2,1 2,5 la tabla periódica. La
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn electronegatividad aumenta al ir
0,8 1,0 1,1 1,3 1,4 1,5 1,7 1,9 1,9 1,8 1,9 1,7 1,6 1,7 1,8 1,9 2,1 hacia la derecha en un periodo y
Fr Ra Ac
0,8 1,0 1,1 hacia arriba en un grupo.

100%
Figura 2.7. Gráfica que relaciona el
carácter iónico de un enlace con la
80%
diferencia de electronegatividad de
Carácter iónico

Enlaces iónicos los dos átomos enlazados, según una
60% fórmula propuesta por Pauling. El
carácter iónico crece con la
40% diferencia de electronegatividad.
Enlaces Incluso en CsF (con la diferencia de
20% electronegatividad más grande), el
covalentes
enlace es solo 95% iónico.
0%0 1 2 3
Diferencia de electronegatividad

Escala de Allred–Rochow. Otra medida de la electronegatividad puede ser la fuerza ejercida por la carga
nuclear efectiva en la periferia del átomo. Suponiendo el átomo como una esfera de tamaño r, la fuerza
que el átomo ejerce sobre la densidad electrónica de otro átomo que se coloque en su vecindad es
proporcional a Z*/r2 , donde Z* es la carga nuclear efectiva sobre el orbital de valencia. Este es el origen
de la definición de electronegatividad de Allred–Rochow:
χAR = 0,359 Z*
2 + 0,744
(r, en Å)
Los coeficientes 0,359 y 0,744 se introducen para que los valores obtenidos sean comparables con los de
Pauling. Con la escala de Allred–Rochow se gana conocimiento sobre la variación de la electronegativi-
dad a través de la tabla periódica, pues ya conocemos cómo varían Z* y r de elemento a elemento.
Factores que afectan a la electronegatividad. Las escalas de Pauling y de Allred–Rochow asignan un


único valor de electronegatividad a cada átomo. Sin embargo, la capacidad de un átomo para atraer
electrones está influenciada por el ambiente que le rodea. Factores importantes son la carga del átomo, la
hibridación de los orbitales atómicos que participan en un enlace dado, otros sustituyentes, etc. Las
escalas de Mulliken y de Jaffé permiten asignar varios valores de electronegatividad a un mismo átomo.
Escala de Mulliken. El compartimiento no igualitario de electrones entre átomos en un enlace de una
molécula hace que uno gane densidad electrónica (convirtiéndose en parte en un anión) y el otro la pierda
(convirtiéndose en parte en un catión). Valores altos de la afinidad electrónica y de la energía de
ionización de un átomo significan que el átomo gana un electrón con facilidad y lo pierde con dificultad,
lo que sugiere que es muy electronegativo. Mulliken propuso como definición de electronegatividad
Iv + EAv Iv = Energía de ionización en el estado de valencia
χM =
2 EAv = Afinidad electrónica en el estado de valencia
Por estado de valencia puede entenderse el estado del átomo libre o el que se supone que tiene en una
molécula dada (figura 2.8). En ocasiones se emplea una ecuación ligeramente modificada, que da los
valores de electronegatividad de Mulliken en unidades de Pauling:
Iv + EAv
χM = 0,336 – 0,207 Iv y EAv, en eV
2
La electronegatividad de un átomo se incrementa con el carácter s del orbital híbrido que participa en el
enlace (figura 2.9).
Figura 2.8. La energía de ionización experimental del berilio se relaciona con
la configuración electrónica 2s2 del átomo libre en su estado de menor energía
E=0 (I s). El átomo libre se puede excitar pasando un electrón del nivel 2s al 2p y
medir la energía de ionización en este estado (Ip ). El estado de valencia del
Ip Is Isp = (Is + Ip)/2
Energía

berilio en el BeCl2 es distinto al del átomo libre y se supone que corresponde
2p a situar los electrones de valencia en dos híbridos sp. La energía de ionización
2sp en el estado de valencia (Isp) es la media de I s e Ip. El mejor valor de
electronegatividad para el berilio en el BeCl 2 es el calculado a partir de la
2s
energía de ionización y afinidad electrónica en el estado de valencia sp.

2p 2p 2p

Energía
2sp3 2sp
2
Energía media de los orbitales 2sp
s y p del átomo de carbono

2s
Ejemplo H3C–CH3 H2C=CH2 HC≡CH
Hibridación del orbital 3 2 sp
del C unido al H sp sp
Orden ascendente de electrone-
gatividad del átomo de carbono
Electronegatividad de Mulliken 2,48 2,75 3,29
Figura 2.9. Hibridación y electronegatividad. El carbono participa en cada enlace C—H de etano, eteno o etino con un
híbrido sp3, sp2 o sp, respectivamente. En ese orden, los híbridos del carbono disminuyen su energía y aumentan su
electronegatividad, tal como reflejan los valores de Mulliken. La electronegatividad del hidrógeno es 2,2, por lo que la
polaridad del enlace C—H es mucho más elevada en etino que en etano. Experimentalmente se observa que el hidrógeno del
etino es ácido, pero no el del etano.

Escala de Jaffé. Relaciona la electronegatividad con la carga parcial que soporta el átomo al definirla
como la pendiente de la curva de la energía total del átomo frente a su carga (figura 2.10). La curva de
energía es aproximadamente cuadrática
E = aq + bq2
donde q es la carga y a y b son parámetros que varían con el átomo considerado. La electronegatividad de
Jaffé, definida como la pendiente de la curva anterior, es
χJ = dE/dq = a + 2bq


25

χ=0
χ<0 χ>0 +
(tendencia a atraer Cl
20 electrones) Figura 2.10. La energía total del átomo de cloro en función de
su carga. Se toma arbitrariamente como nula la energía de un
Energía total (en eV)

15 átomo neutro. En valores positivos de carga, la energía es alta.
Al disminuir la carga, la energía desciende progresivamente
I hasta alcanzar un mínimo cerca de –1. A partir de este punto,
10
aumenta. Este es el comportamiento esperado para un átomo
electronegativo.
5 Jaffé ha propuesto que la pendiente de la curva es una
χM medida de la electronegatividad. En valores positivos de carga,
Cl la electronegatividad es alta. Al disminuir la carga, desciende
0
EA hasta llegar a un punto en que se hace nula: el cloro se ha
Cl– saturado electrónicamente. A partir de ese punto, la
–5 electronegatividad se hace negativa, indicando que la especie
es electropositiva, tiende a dar electrones, no a atraerlos
–1 0 1
Carga (q)

El parámetro a mide la electronegatividad inherente o neutra del átomo (χ J = a, si q = 0) y se simboliza
χ M. El parámetro b es una medida de la dureza del átomo (figura 2.11), y se simboliza η. De forma que
χJ = χM + 2η q E = χ Mq + η q2
3
F: 2η = 17,36 V/e Figura 2.11. Curvas de energía total para el flúor y el cloro. El
2 χM = 12,18 V flúor tiene un valor alto de η, lo que se refleja en lo curvado de su
gráfica. El resultado es que, aunque el flúor es un átomo muy
1 electronegativo, se “satura” rápidamente (agota pronto su capacidad
Energía total (en eV)

de atraer electrones, aprox. a –0,7). Por contra, el cloro, menos
0
electronegativo que el flúor, se satura con más dificultad (a más de
Cl: 2η = 11,30 V/e
χM = 9,38 V –0,8). Obsérvese que, como resultado, el ion F– es menos
–1
electronegativo (más electropositivo) que el ion Cl–.
–2
Este hecho se relaciona con el pequeño tamaño del flúor. Los
átomos pequeños poseen una capacidad limitada para donar o
–3
absorber densidad electrónica. Su densidad electrónica es muy
compacta y se deforma con dificultad, es decir, son muy duros. El
Cl
–4 F parámetro η es grande para los átomos duros como el flúor y
pequeño para los blandos. Por ello se le denomina dureza.
–5 Los átomos más duros son los átomos pequeños situados cerca
–1,2 –1,0 –0,8 –0,6 –0,4 –0,2 0 0,2 del flúor. Los átomos más ligeros de un grupo son generalmente
Carga (q) duros y los más pesados blandos.

Tanto la electronegatividad neutra χM como la dureza η están relacionadas con la energía de ionización y
afinidad, es decir, con la energía de los orbitales frontera:
I = E +1 – E0 = χM + η EA = E0 – E–1 = – (–χM + η)
Sumando y restando ambas expresiones se obtiene que
I + EA = (χ M + η ) – (–χM + η) = 2χ M I – EA = I = χM + η + (– χM + η) = 2η
La electronegatividad neutra es igual a (I + EA)/2, lo que equivale a la energía media de HOMO y
LUMO (figura 2.12) (y también a la electronegatividad de Mulliken). La dureza es igual a (I – EA)/2, lo
que equivale a la mitad de la diferencia de energía entre HOMO y LUMO (figura 2.12).


E=0
Figura 2.12. Interpretación de la electronegatividad neutra y de
χΜ EA la dureza en términos de niveles de energía de los orbitales
LUMO frontera (HOMO y LUMO).
Electronegatividad absoluta χM = 1 /2 (I + EA)
Energía

2η I
Dureza η = 1/ 2(I – EA)
HOMO Los átomos son blandos cuando sus orbitales frontera están
próximos.
HOMO = orbital ocupado de más alta energía.
LUMO = orbital vacío de más baja energía.

_____________________________________________________________________________________________________
Tabla 2.3. Electronegatividades de los elementos de los bloques s y p*
χJ χJ
χP χ AR Orb. χM χM 2η χP χ AR Orb. χM χM 2η
Elem. (en unidades de Pauling) (en V) (en V/e) Elem. (en unidades de Pauling) (en V) (en V/e)
H 2,20 2,20 s 2,21 7,17 12,85 Ar 3,20
Li 0,98 0,97 s 0,84 3,10 4,57 K 0,82 0,91 s 0,77 2,90 2,88
Be 1,57 1,47 sp 1,40 4,78 7,59 Ca 1,00 1,04 sp 0,99 3,30 4,74
B 2,04 2,01 sp3 1,81 5,99 8,90 Ga 1,81 1,82 sp2 1,82 6,02 7,48
sp2 1,93 6,33 9,91 Ge 2,01 2,02 sp3 2,50 8,07 6,82
C 2,55 2,50 p 1,75 5,80 10,93 As 2,18 2,20 sp 1,59 5,34 8,03
sp3 2,48 7,98 13,27 sp3 2,58 8,30 8,99
sp2 2,75 8,79 13,67 Se 2,55 2,48 p 2,18 7,10 9,16
sp 3,29 10,39 14,08 sp3 3,07 9,76 11,05
N 3,04 3,07 p 2,28 7,39 13,10 Br 2,96 2,74 p 2,62 8,40 9,40
sp3 3,68 11,54 14,78 Kr 2,9 2,94
sp2 4,13 12,87 15,46 Rb 0,82 0,89 s 0,50 2,09 4,18
sp 5,07 15,68 16,46 Sr 0,95 0,99 sp 0,85 3,14 4,41
O 3,44 3,50 p 3,04 9,65 15,27 In 1,78 1,49 sp2 1,57 5,28 6,79
sp3 4,93 15,25 18,28 Sn 1,96 1,72 sp3 2,44 7,90 5,01
sp2 5,54 17,07 19,16 Sb 2,05 1,82 p 1,46 4,96 7,57
F 3,98 4,10 p 3,90 12,18 17,36 sp3 2,64 8,48 9,37
Ne 4,84 Te 2,10 2,01 p 2,08 6,81 8,46
Na 0,93 1,01 s 0,74 2,80 4,67 sp3 3,04 9,66 10,91
Mg 1,31 1,23 sp 1,17 4,09 6,02 I 2,66 2,21 p 2,52 8,10 9,15
Al 1,61 1,47 sp2 1,64 5,47 6,72 Xe 2,60 2,40
Si 1,90 1,74 sp3 2,25 7,30 9,04 Cs 0,79 0,86
P 2,19 2,06 p 1,84 6,08 9,31 Ba 0,89 0,97
sp3 2,79 8,90 11,33 Tl 2,04 1,44
S 2,58 2,44 p 2,28 7,39 10,01 Pb 2,33 1,55
sp3 3,21 10,14 10,73 Bi 2,02 1,67
Cl 3,16 2,83 p 2,95 9,38 11,30
* Datos extraídos de J. E. Huheey “Química Inorgánica. Principios de estructura y reactividad” Ed. Harla, 1981.
_____________________________________________________________________________________________________

Electronegatividad de grupos. Los sustituyentes que Tabla 2.4. Electronegatividades de algunos grupos
χM χM 2η
posee un átomo afectan a su electronegatividad. Así, Grupo (en unid. Pauling) (en V) (en V/e)
el carbono no presenta la misma capacidad de atraer CH 2,28 7,45 4,64
3
electrones en el grupo CH3 que en el CF3. Muchos CH2CH3 2,29 7,52 3,78
métodos como el de Mulliken–Jaffé son aplicables al CF3 3,55 10,50 5,32
cálculo de electronegatividades de grupos. Los CCl3 2,83 10,12 4,33
valores calculados para algunos grupos se dan en la CBr3 2,59 9,87 3,96
tabla 2.4. CI3 2,51 9,43 3,77
Cálculo de cargas parciales. La carga parcial que soporta un átomo en una molécula puede ser estimada


experimentalmente con técnicas como la medida de momentos dipolares o calculada teóricamente por
métodos cuánticos. Alternativamente, Sanderson ha propuesto un método grosero pero simple para
calcular cargas parciales por igualación de las electronegatividades de Jaffé de los átomos de la molécula.
Polarización. Reglas de Fajans. Un método alternativo al seguido hasta ahora para estudiar las situacio-
nes intermedias iónico–covalentes es partir de un enlace iónico y considerar cómo puede adquirir cierta
covalencia. Los cationes pueden deformar (polarizar) la distribución de carga de un anión, atrayéndola
hacia sí. Si la deformación es muy grande, obtenemos un enlace covalente (figura 2.13). Los aniones muy
polarizables o blandos son distorsionados fácilmente por cationes muy polarizantes, produciendo enlaces
de un elevado grado de covalencia. Las siguientes reglas cualitativas conocidas como reglas de Fajans
permiten interpretar el grado de covalencia de un enlace iónico:
• Los aniones grandes y de alta carga son blandos, es decir, muy polarizables.
• Los cationes pequeños y de alta carga polarizan más que los grandes y de baja carga.
• Los cationes de metales de transición son más polarizantes que los de los grupos principales.
a)
+ –
Figura 2.13. Efectos de la polarización.
(a) Par iónico idealizado sin polarizar.
b)
(b) Par iónico polarizado. Obsérvese que ambos, catión y anión, se
+ –
polarizan mutuamente. Sin embargo, la polarización significativa
para el grado de covalencia es la del anión por el catión.
c) (c) Polarización suficiente para formar un enlace. El catión ha
+ – deformado tanto al anión que se ha formado un enlace covalente.
Las lineas punteadas simbolizan iones hipotéticos no polarizados.

2.6 Las moléculas polares
Una de las propiedades que depende de la forma de una molécula es su polaridad. Una molécula polar es
una molécula con un momento dipolar eléctrico no nulo. Es importante diferenciar entre enlace polar y
molécula polar. En algunas moléculas, la suma de los momentos dipolares de los enlaces puede ser nula,
dando lugar a una molécula no polar.
Algunas moléculas apolares Cl Be Cl O C O F Xe F
F F
Cl F
F H H H
Cl P Cl F F
C S C C
B H Cl F F
F F H H H
H Cl F
Algunas moléculas polares F F
Cl
F
Sn F
Cl Cl N S F Cl
H F F C
H F Br H
O H F F H H
H H F F

Bibliografía
Atkins, págs. 277–317; Whitten, págs. 145–175, 447–449; Butler, págs. 68–71, 107–114; Shriver, págs.
38–42, 123–130; Sharpe, págs. 139–152, 174–176.
Bibliografía complementaria
1 H. Weyl, “Simetría”, McGraw–Hill, Madrid, 1990, 130 páginas.


2 P. W. Atkins, “Molecules”, W. H. Freeman and Company, New York, 1987, 197 páginas.
Seminarios
iones
2.1 Da la fórmula de:
a) los cationes formados por K, Ca y Sc.
b) los aniones formados por S y Cl.
c) los compuestos iónicos que contienen un catión de a) y un anión de b).
2.2 Escribe la fórmula de los haluros (aniones de los halógenos) con catión del grupo 1 en los que anión y
catión sean isoelectrónicos (mismo número de electrones).
2.3 Indica cuáles de las siguientes fórmulas no representa un compuesto iónico estable y por qué:
a) BaCl2,b) KF, c) SrS, d) Ca 2O3, e) NaBr 2, f) Li2S, g) AlF 4.
estructuras de Lewis, regla del octeto, carga formal, resonancia
2.4 El nitrógeno forma el trifluoruro NF 3, mientras que NF 5 no existe. Del fósforo se conocen ambos, PF3 y
PF5 .
a) Escribe las estructuras de Lewis del NF3 , PF3 y PF5.
b) Da explicaciones al hecho de que el PF5 sea estable pero no el NF5.
c) A la luz de dichas explicaciones, ¿cuáles de las siguientes moléculas es de esperar que no existan?:
OF2 , OF4 , OF6 , SF2 , SF4 , SF6 . Escribe, en cada caso, la estructura de Lewis acompañada de los
comentarios oportunos.
2.5 ¿Cuáles de los siguientes elementos podrían tener octetos expandidos?
a) C, b) P, c) O, d) F, e) Cl, f) B, g) Se, h) Sn.
2.6 Define: octeto expandido, octeto incompleto, carga formal, par de enlace, par solitario.
2.7 ¿Qué significa el concepto de resonancia?
2.8 Una de las estructuras de Lewis posibles para el ácido hidrazoico es H N N N
a) Dibuja otras dos estructuras de resonancia para esta molécula.
N
b) ¿Es otra forma de resonancia para el ácido hidrazoico?
N N H
2.9 Selecciona de cada par de estructuras de Lewis, la que posiblemente haga una contribución dominante a
un híbrido de resonancia.
.. .. .. .. .. .. .. .. ..
a) : .. .. .. : o : F .. F : d) : N N O : o : N N O :
F O F O ..
.. .. .. .. ..
b) : O C O : o : .. C O :
O :O: 3– :O: 3–
.. .. .. .. .. .. ..
..

..
..

c) : O S O : o : O S O : e) : .. P O
O o O P O
..

..

..
..

:O:
.. :O:
..
2.10 a) Dibuja las tres estructuras resonantes posibles para el ion cianato, NCO– . En base a las cargas
formales, decide cuál es la estructura que tiene una distribución de carga más razonable.
b) El anión fulminato, CNO –, se diferencia del anterior en que el nitrógeno está en el centro y en que es
muy inestable (el fulminato de mercurio se utiliza como detonante). Da una explicación , en base a las
cargas formales, para esta inestabilidad.
2.11 Escribe estructuras de Lewis para las siguientes moléculas. En el caso que proceda, muestra las
estructuras resonantes.
a) BrF, b) S2, c) Cl2, d) P2, e) BeCl2 , f) CS2, g) SO3, h) ICl 3, i) BF3 , j) CBr4, k) SiH4 , l) NCl3,
m) SeF6, n) PF 3, o) SF 2, p) XeO3, q) SO 2, r) SF6 , s) ClO2, t) IF5 , u) OF2, v) H2 Te, w) N2F2, x) POBr 3.


2.12 Escribe estructuras de Lewis para los siguientes oxoácidos. En el caso que proceda, muestra las
estructuras resonantes.
a) HClO3, b) H2 SO4, c) H3 PO4 .
2.13 Escribe estructuras de Lewis para los siguientes iones. En el caso que proceda, muestra las estructuras
resonantes.
a) CN–, b) BF4 –, c) CH3 –, d) PH4 +, e) ClO– , f) SO4 2–, g) PO4 3–, h) HSO3– , i) CO3 2–, j) O2– .
2.14 Escribe las estructuras de Lewis para las siguientes sustancias orgánicas:
a) CHClF2 (un clorofluorocarbono), b) HCOOH (ácido fórmico), c) H3 C—CN (acetonitrilo),
d) H3C—OH (metanol), e) H2 CCHCl (cloruro de vinilo).
2.15 Escribe estructuras de Lewis para los siguientes sales.
a) NaClO, b) Ba(NO3)2 , c) Ca(NO2)2 .
orden de enlace, energía de enlace, longitud de enlace
2.16 Define: orden de enlace, entalpía de enlace.
2.17 Escribe la estructura de Lewis del S2 . ¿Es de esperar que la energía de enlace del S2 sea mayor o menor
que la del Cl2?.
2.18 ¿En qué molécula es el enlace N–N más largo y en cuál más débil?
a) H2NNH2 , b) N2, c) NNO.
2.19 Considera los enlaces carbono–oxígeno en el formaldehido (H2CO) y en el monóxido de carbono (CO).
¿En qué molécula es el enlace carbono–oxígeno más largo? ¿En cuál es más débil?
2.20 Considera los enlaces nitrógeno–oxígeno en NO2 + y en NO3 –. ¿En qué ion es el enlace
nitrógeno–oxígeno más corto?
2.21 Compara las longitudes de los enlaces carbono–oxígeno en el anión formiato, HCO2 –, y en el anión
carbonato, CO32–. ¿En qué ion es el enlace carbono–oxígeno más corto?
2.22 Cuando en disolución se disocia el ácido acético, se produce el ion acetato. Los dos enlaces
carbono–oxígeno de este ion tienen la misma longitud. Escribe las estructuras resonantes del ion acetato
que expliquen este hecho.
2.23 En la molécula ONNO2 hay dos distancias de enlace nitrógeno–oxígeno claramente diferentes, una más
corta (1,14 Å) y la otra más larga (1,22 Å). ¿Podrías decir a qué enlace o enlaces N–O corresponde la
distancia más corta?
teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia
Ejercicios interactivos en la página Web http://www2.uah.es/edejesus/interactivos/inicio.htm
2.24 Predice la forma de cada una de las siguientes moléculas:
a) BeCl2, b) CS2 , c) SO3, d) ICl3 , e) BF3, f) CBr4 , g) SiH4, h) NCl3 , i) SeF6, j) PF3, k) SF 2, l) XeO3
m) SO2, n) SF6 , o) ClO2, p) IF5 , q) OF2, r) H2 Te, s) N2F2, t) POBr3.
2.25 Predice la forma de cada uno de los siguientes iones:
a) H3O+, b) ClO2 –, c) NO2– , d) SO3 2–, e) NH4 +, f) SO4 2–, g) PO4 3–.
2.26 Predice la forma alrededor del átomo escrito en cursiva:
a) CH3—CH3 , b) CH2 =CH2 , c) CH≡CH, d) CH3—CH2—CH3, e) HC≡C—CH=CH2 .
2.27 Estima el valor de los ángulos de enlace marcados con un arco y una letra minúscula:
H H O H H O
H a H O O H H
c b d c
C C b H C C a b H C C C H H C C ab N O C C a
O H a H C O
H H O O
H H H H
H b
(a) (b) (c) (d) (e)


2.28 Para cada ion o molécula, di un átomo A de los grupos principales para el que se correspondan la fórmula
y la estructura:
a) [AH3] triangular plana b) [AH3 ] piramidal c) [AH3]– piramidal d) [AH4 ]– tetraédrica
e) [AH4]2– tetraédrica f) [AH2 ] lineal g) [AH2 ] angular
2.29 Contrariamente a lo que predice la VSEPR, en el Li2 O, la disposición de los dos litios con respecto al
oxígeno es lineal. Busca una explicación a este hecho, teniendo en cuenta el modelo de enlace en el que
se basa esta teoría.
2.30 Para la molécula F 2C=O, ¿el ángulo FCF es mayor o menor que el FCO?
2.31 Compara los ángulos de enlace que se predicen para los siguientes pares de moléculas:
a) CH4, NH 3, b) OF 2, OCl2 , c) OF2 , OH2 , d) NH3, NF 3, e) PH3, NH 3.
electronegatividad y polarización
2.32 ¿Para cuáles de las siguientes moléculas será más grande la diferencia entre la energía de enlace
experimental y la energía de enlace estimada haciendo la media geométrica de las energías de enlace de
sus átomos constituyentes?: IBr, BrF, HBr, Cl2, NO.
2.33 Las electronegatividades de Mulliken para el B sp 3 (por ejemplo en BF4– ) y el B sp2 (por ejemplo en
BF3) son 1,81 y 1,93, respectivamente. Relaciona este resultado con la energía de los orbitales atómicos.
2.34 Teniendo en cuenta el valor de electronegatividad de cada átomo, indica cuál es el enlace más polar de
cada par y qué sentido tiene la polaridad:
a) C–N o N–O; b) P–S o S–Cl; c) Sn–I o C–I.
2.35 Ordena los siguientes enlaces de menor a mayor polaridad, señalando en cada caso el átomo que está
cargado más negativamente: P–O, P–P, P–C, P–N.
2.36 La molécula de debajo es la acroleína, el material de partida para algunos plásticos.
H H H
..
H C C C O:
¿Cuál es el enlace más polar en la molécula?
2.37 ¿Cuál de los siguientes iones presenta un mayor poder polarizante?
a) Cu2+ o Ag+; b) K+ o Be2+ ; c) Ti4+ o Li+.
2.38 Ordena los siguientes cationes en orden creciente de poder polarizante: K+ , Mg2+ , Al3+, Cs+.
2.39 Ordena los siguientes aniones en orden creciente de polarizabilidad: F– , P3–, N3–, O2–.
2.30 Elige el compuesto de cada pareja que tenga mayor carácter iónico:
a) CaO o MgO, b) CaO o CaS, c) MgO o MgS, d) CaS o MgS.
2.41 Clasifica los siguientes compuestos como principalmente iónicos o significativamente covalentes:
a) AgF, b) AgI, c) AlCl3, d) AlF3 , e) BeCl2, f) CaCl2, g) FeCl 3, h) Fe2 O3 .
2.42 Señala el estado de oxidación y la carga formal de los átomos del HCl. ¿Con qué modelo de enlace,
iónico o covalente, se corresponde cada uno? ¿Y la carga parcial?
polaridad de las moléculas
2.43 ¿Cuáles de las siguientes moléculas es de esperar que tengan momento dipolar?:
a) H2, b) O2 , c) HI, d) HF.
2.44 Predice si serán o no polares las siguientes moléculas:
a) ICl, b) H2 S, c) CH4 , d) PCl3, e) HgCl 2, f) CH3OH, g) HCHO (formaldehido).
2.45 Ordena los siguientes isómeros de mayor a menor momento dipolar, indicando cuáles no son polares:


Cl Cl Cl Cl Cl Cl H Cl H
Cl C C C
a) b)
C C C
Cl Cl Cl H
Cl H H H
I II III I II III
Problemas
entalpías de enlace
2.1 Estima la cantidad de calor que hay que suministrar, a 298 K, para disociar en estado gaseoso las
moléculas a) H2 O, b) NH3 y c) CH4 en átomos, conociendo las siguientes entalpías de enlace, a dicha
temperatura:
∆HE (O–H) = 463 kJ mol–1, ∆HE(N–H) = 388 kJ mol–1, ∆HE(C–H) = 412 kJ mol–1.
2.2 Estima la entalpía de la reacción Cl2(g) + 3F 2(g) → 2ClF3 (g), a partir de las entalpías de enlace:
∆HE (Cl–Cl) = 242 kJ mol–1, ∆HE (F–F) = 158 kJ mol–1, ∆HE (Cl–F) = 485 kJ mol –1.
2.3 Estima las entalpías de formación de cada molécula en fase gaseosa, a partir de las entalpías de enlace:
a) HCl, b) NH2OH.
∆HE (H–H) = 436 kJ mol–1, ∆HE (Cl–Cl) = 242 kJ mol–1, ∆HE(O=O) = 496 kJ mol–1, ∆HE (N≡N) = 944 kJ
mol–1, ∆HE(H–Cl) = 431 kJ mol–1, ∆HE (N–H) = 388 kJ mol–1, ∆HE(O–H) = 463 kJ mol–1,
∆HE (N–O) = 200 kJ mol–1.
2.4 Estima las entalpías de combustión de cada uno de los siguientes compuestos gaseosos:
a) acetileno, b) octano, c) metanol.
∆HE (O=O) = 496 kJ mol–1, ∆HE (C–H) = 412 kJ mol–1, ∆HE (C–C) = 348 kJ mol–1, ∆HE (C≡C) = 837 kJ
mol–1, ∆HE(C–O) = 360 kJ mol–1, ∆HE(C=O) = 743 kJ mol–1, ∆HE(O–H) = 463 kJ mol–1.
escalas de electronegatividad
2.5 Calcula la diferencia de electronegatividad entre el cloro y el hidrógeno en la escala de Pauling, a partir
de la entalpía de enlace del HCl(g) (431 kJ mol–1), del Cl2(g) (242 kJ mol –1) y del H2 (g) (436 kJ mol–1).
2.6 Calcula las cargas parciales de H y Cl en la molécula de cloruro de hidrógeno, por el método de
Sanderson de igualación de electronegatividades.
Soluciones a los seminarios
2.1 a) K+, Ca 2+, Sc3+; b) S 2–, Cl –; c) KCl, CaS, etc.
2.2 NaF, KCl, RbBr, CsI.
2.3 Ca2 O3, NaBr2 y AlF4 porque tienen cationes Na2+ , Ca3+ y Al4+. Para obtener estos cationes se precisa arrancar un electrón de
una estructura electrónica de gas noble.
2.4 a) F F b) En ambos casos hay 10 electrones en torno al N ó P. El N pertenece al 2º
F N F F P F P período, por lo que sólo puede alojar 8 electrones en su capa de valencia
F F (orbitales 2s y 2p). Usar los orbitales 3s es energéticamente muy
F F F
desfavorable. El P dispone de los orbitales 3s y 3p pero también de los 3d.
c) No es de esperar que existan OF 4 y OF6 ya que el oxígeno es del 2º período.
2.5 P, Cl, Se y Sn, ya que son del 3º periodo o superior.
2.6 Ver teoría.
2.7 Ver teoría.
2.8 a) H N N N H N N N H N N N
2–
b) No. Sería otra molécula diferente. Las estructuras resonantes deben tener la misma distribución de los átomos y sólo pueden
diferenciarse en la distribución de los pares electrónicos.


2.9 a) por la regla del octeto :F O F: d) carga formal –1 sobre el átomo :N N O:
más electronegativo
b) cargas formales cero :O C O: :O: 3–
.. e) carga formal –1 sobre el átomo

..
c) cargas formales cero :O S O: más electronegativo. :O P O

..
:O:

2.10 a) La primera estructura tiene la distribución más razonable. La
N C O N C O N C O
tercera es poco importante en la descripción de la molécula.
2–

b) C N La primera estructura tiene la distribución más razonable.
O C N O C N O La segunda y tercera son poco importantes en la
2– 3– descripción de la molécula.
2.11 a) F Br b) S S c) Cl Cl d) P P e) Cl Be Cl f) S C S g) O S O
O
Br H F
F F
h) Cl I Cl i) F B F j) Br C Br k) H Si H l) Cl N Cl m) Se
F F
Cl F Br H Cl F

F
F F
n) F P F o) F S F p) O Xe O q) O S O r) S s) O Cl O
F F
F O F
Br
F F
t) I u) F O F v) H Te H w) F N N F x) Br P O
F F
F Br
H
O O
2.12 a) O Cl O H b) H O S O H c) H O P O H
O O O
2.13
F H H
a) C N b) F B F c) H C d) H P H f) Cl O
F H H
2– 3–
O O
Hay otras 5 Hay otras 3
g) O S O estructuras resonantes g) O P O estructuras resonantes
O de la misma energía. O de la misma energía.
j) O O
O Hay otra estructura 2 – Hay otras 2
h) i) O C O Hay otra estructura
resonante de la
O S O H estructuras resonantes resonante de la
misma energía. O de la misma energía. misma energía.
2.14 H H H
a) Cl C F b) H C O H c) H C C N d) H C O H e) H C C H
F O H H H Cl
2.15 Hay otras 2 Hay otra estructura
O N O
a) Na+ Cl O b) Ba2+ 2 estructuras resonantes c) Ca2+ 2 O N O resonante de la
O de la misma energía. misma energía.
2.16 Ver teoría
2.17 Ver estructuras de Lewis en seminario 2.17 b) y c). Es mayor la energía de enlace en S 2 (enlace doble) que en Cl2 (enlace
sencillo).
2.18 Más largo y débil en H2 NNH 2 (enlace sencillo).
H H
OE(NN) = 1 N N OE(NN) = 3 N N O N N O OE(NN) = 2—3
H N N H


2.19 Más corto y más fuerte en el CO (mayor orden de enlace).
O
OE(CO) = 2 C O OE(CO) = 3
H C H
2.20 En el NO2+.

O N O OE(NO) = 2 O N O O N O O N O OE(NO) = 11/3
O O O
2.21 En el anión formiato.
H C O H C O C O 2– O C O 2– O C O 2–
O
O O O O O
OE(CO) = 11 / 2 OE(CO) = 11/3
2.22
H O H O
H C C O H C C O
H H
2.23
O O OE = 2; 1,14 Å O OE = 1,5; 1,22Å
O N N O O N N O O N N O

2.24 Ver las estructuras de Lewis de estas moléculas en el seminario 4.17. Se da la geometría molecular y, entre paréntesis, la
geometría electrónica cuando no coincide con la molecular: a) lineal; b) lineal; c) triangular plana; d) forma de T (bipirámide
trigonal); e) triangular plana, f) tetraédrica; g) tetraédrica; h) pirámide trigonal (tetraédrica); i) octaédrica; j) pirámide trigonal
(tetraédrica); k) angular (tetraédrica); l) pirámide trigonal (tetraédrica); m) angular (triangular plana); n) octaédrica; o) angular
(tetraédrica); p) pirámide cuadrada (octaédrica); q) angular (tetraédrica); r) angular (tetraédrica); s) angular (triangular plana);
t) tetraédrica.
2.25 Se da la geometría molecular y, entre paréntesis, la geometría electrónica cuando no coincide con la molecular: a) pirámide
trigonal (tetraédrica); b) angular (tetraédrica); c) angular (trigonal); d) piramidal (tetraédrica); e) tetraédrica; f) tetraédrica; g)
tetraédrica.
2.26 a) tetraédrica; b) triangular plana; c) lineal; d) tetraédrica; e) lineal.
2.27 a) a ≈ 120°, b ≈ 120°; b) a ≈ 120°, b ≈ 109,5°, c ≈ 109,5°; c) a ≈ 109,5°, b ≈ 120°; d) a ≈ 120°, b ≈ 109,5°, c ≈ 120°; d) a ≈
120°, b ≈ 109,5°, c ≈ 120°, d ≈ 109,5°; e) a ≈ 120°, b ≈ 120°.
2.28 a) elementos del grupo 13, b) grupo 15, c) grupo 14, d) grupo 13, e) grupo 2, f) grupo 2, g) grupos 14 y 16.
2.29 El enlace es predominantemente iónico y los iones de carga igual tienden a alejarse mutuamente.
2.30 Menor.
2.31 a) H–C–H > H–N–H (por par electrónico sobre N); b) F–O–F < Cl–O–Cl (F más electronegativo que Cl); c) F–O–F < H–O–H
(F más electronegativo que H); d) H–N–H > F–N–F (F más electronegativo que H); e) H–P–H < H–N–H (N más
electronegativo que P).
2.32 En HBr ya que es la molécula en la que hay mayor diferencia de electronegatividad entre sus átomos (ver discusión sobre la
escala de Pauling en teoría).
2.33 El híbrido sp3 tiene menor carácter s y, por tanto, mayor energía que el híbrido sp2 . Por ello, el B cuando participa con un
híbrido sp3 en un enlace es menos electronegativo que cuando participa con un híbrido sp2.
2.34 a) C δ+–Nδ – (∆χ = 0,5) es semejante en polaridad a N δ+–Oδ – (∆χ = 0,5); b) P δ+–S δ– (∆χ = 0,4) es semejante en polaridad a
S δ+–Clδ – (∆χ = 0,5); c) Snδ +–Iδ – (∆χ = 0,7) es más polar que C–I (∆χ = 0).
2.35 P–P < P–C < P–N < P – O (ver valores de electronegatividades).
2.36 El C=O.
2.37 a) Cu2+; b) Be 2+; c) Ti4+ .
2.38 El poder polarizante de un catión aumenta al aumentar su carga iónica, y, a igual carga, al disminuir su tamaño: Al3+ > Mg2+ >
K+ > Cs+.
2.39 La polarizabilidad de un anión aumenta al aumenta al aumentar su carga iónica, y, a igual carga, al aumentar su tamaño: P 3– >
N3– > O2– > F– .
2.40 a) CaO (Ca es menos electronegativo que Mg), b) CaO (O es más electronegativo que S), c) MgO, d) CaS.
2.41 Principalmente iónicos (diferencia de electronegatividades mayor de 2): AgF, AlF3, CaCl 2.
Significativamente covalentes (diferencia de electronegatividades menor de 2): AgI, AlCl3, BeCl 2, FeCl 3, Fe2 O3.
2.42 Estados de oxidación: I para H, -I para Cl. Serían sus cargas parciales si el enlace fuera 100% iónico.
Carga formal: 0 para H, 0 para Cl. Serían sus cargas parciales si el enlace fuera 100% covalente.
Las cargas parciales son las cargas que tiene realmente cada átomo y estarán entre 0 y +1 para el hidrógeno, y entre 0 y –1


para el cloro.
2.43 HI y HF.
2.44 Serán polares a), b), d), f) y g).
2.45 a) I > II > III (III no es polar); b) II no es polar.

Soluciones a los problemas
2.1 a) ∆H = 926 kJ mol –1; b) ∆H = 1164 kJ mol–1;
c) ∆H = 1648 kJ mol –1.
2.2 ∆H = –2194 kJ mol–1.
2.3 a) ∆H f = –92 kJ mol–1, b) ∆Hf = –65 kJ mol –1.
2.4 a) ∆H = –997 kJ mol –1, b) ∆H = –4170 kJ mol –1,
c) ∆H = –535 kJ mol –1.
2.5 χCl –χ H = 1,0.
2.6 δH = – δCl = 0,09.

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